Combinaciones de los elementos

Unidad 3

Combinaciones de los elementos

Autores : Pilar Lamata, Fernando Viguri y Luisa Lázaro Departamento de Química Inorgánica

Departamento de Ingeniería Química y T.M.A.

Índice

1. Tipos de enlace.
2. Enlace iónico.
3. Enlace covalente.
4. Enlace metálico.
5. Fuerzas intermoleculares
6.         Concepto de fórmula. Mol y masa molecular. Determinación de la fórmula empírica y molecular.
7. Cuestiones y problemas propuestos
8. Bibliografía y enlaces

Enlaces Químicos: fuerzas atractivas que mantienen juntos a los átomos o iones en un compuesto.[pic 1]

La energía potencial del sistema es menor que la de los átomos o iones aislados.

Los enlaces se forman por interacción de las nubes electrónicas de los átomos, en consecuencia, el cómo sean los enlaces depende de la estructura electrónica de los átomos y de sus propiedades atómicas.

Las nubes electrónicas de los átomos se redistribuyen cuando se forman los enlaces químicos. Dependiendo de cómo, tendremos diferentes tipos de enlace: iónico (transferencia de electrones) o covalente (compartición de electrones)

Electronegatividad (χ): capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico. Existen distintas escalas de electronegatividad, una de ellas la de Pauling. Le asigna al hidrógeno un valor de 2.1.

Electronegatividad de Pauling

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Iónico: electronegatividades muy diferentes[pic 5][pic 6]

Covalente: electronegatividades similares, y altas (gran tendencia a atraer electrones)[pic 7]

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Se llama enlace iónico a las fuerzas electrostáticas que unen cationes y aniones entre sí en un sólido.

Los cationes y aniones se agrupan formando redes cristalinas tridimensionales llamadas sólidos iónicos.

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Se forma enlace iónico entre elementos de electronegatividades muy diferentes

Energía de red (ΔHr)

‐ Está relacionada con la fortaleza del enlace entre los iones.

‐ Las propiedades físicas de los sólidos iónicos (puntos de fusión, solubilidad en agua, dureza...) dependen en gran medida de la energía de red.

‐ ¿Cómo se obtienen los valores de la energía de red?

1. Teóricamente (Ej. Ecuación de Born‐Landé)
2. Experimentalmente, de forma indirecta, mediante una aplicación de la ley de Hess.

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z+ y z‐ son las cargas iónicas d = r+ + r‐[pic 21][pic 22]

Ej.: NaCl        z+ = z‐ = 1 Na2O z+ =1, z‐ = 2

Ecuación de Born‐Landé

ΔHred: es la energía que se desprende cuando los iones gaseosos totalmente aislados, positivos y negativos, se unen para formar un mol de compuesto iónico sólido.

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Signo ‐        ΔHred es siempre < 0, es energía desprendida

N = número de Avogadro[pic 24][pic 25]

z+ , z‐ = cargas iónicas del catión y del anión (valores absolutos)

e = carga del electrón

d = distancia entre catión y anión en el cristal (d = r+ + r‐ )

A = Constante de Madelung (depende de la geometría de la red cristalina) n = exponente de Born, relacionado con las fuerzas repulsivas

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Energía de red[pic 33]

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Propiedades

Sólidos a Tª ambiente (puntos de fusión elevados) Duros, frágiles

Solubles en disolventes polares Conductores en fundido

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En el enlace covalente los átomos quedan unidos al compartir sus electrones

• El enlace se forma porque la aproximación de los átomos produce una estabilización

del sistema: el proceso es energéticamente favorable

Si átomos son H : Re = 0.74 Å[pic 41]

De = ‐ 435 kJ/mol

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Hay diferentes teorías para describir el enlace entre los átomos. Todas ellas tratan de explicar la estructura (o forma) de las moléculas y las propiedades de la materia.

1. Teoría de Lewis
2. Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (TRPECV) (forma de las moléculas).
3. Teoría de enlace de valencia (TEV; hibridación)

1. Teoría de orbitales moleculares (TOM; orbital molecular enlazante y antienlazante, enlaces deslocalizados)

Cada modelo o teoría tiene ventajas e inconvenientes

Teoría de Lewis: REGLA DEL OCTETO

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e‐ compartidos

Pares solitarios

Ejemplos: Cl2, HCl, H2, CH4, NH3[pic 45][pic 46][pic 47][pic 48][pic 49][pic 50][pic 51][pic 52][pic 53][pic 54][pic 55][pic 56][pic 57][pic 58][pic 59][pic 60][pic 61][pic 62][pic 63][pic 64][pic 65][pic 66][pic 67][pic 68][pic 69][pic 70][pic 71][pic 72]

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Excepciones de la regla del octeto[pic 85]

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• octeto incompleto BCl3

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6 e-[pic 102][pic 103][pic 104][pic 105][pic 106][pic 107][pic 108][pic 109][pic 110][pic 111][pic 112]

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• octeto expandido PCl5[pic 114][pic 115][pic 116][pic 117][pic 118][pic 119]

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10 e-[pic 121][pic 122][pic 123][pic 124][pic 125]

Los elementos del 3er periodo disponen de orbitales d donde alojar el exceso de e‐

Regla del octeto

• Enlace dativo: el par de e‐ compartido lo aporta uno de los átomos:[pic 126][pic 127][pic 128][pic 129][pic 130][pic 131][pic 132][pic 133][pic 134][pic 135][pic 136]

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• Enlaces covalentes múltiples: se comparten 2 ó 3 pares de e‐[pic 140][pic 141][pic 142][pic 143]

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O        N[pic 151][pic 152][pic 153][pic 154][pic 155][pic 156][pic 157][pic 158][pic 159][pic 160][pic 161][pic 162][pic 163][pic 164][pic 165][pic 166][pic 167][pic 168][pic 169][pic 170][pic 171][pic 172][pic 173][pic 174][pic 175][pic 176][pic 177][pic 178][pic 179][pic 180][pic 181][pic 182][pic 183]

Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (TRPECV)

H[pic 184][pic 185][pic 186][pic 187][pic 188]

N        O[pic 189][pic 190][pic 191][pic 192]

H        C        H        H        H[pic 193][pic 194][pic 195][pic 196]

H        H

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